화학 결합: 정의의 정의, 유형, 분류 및 기능. 화학 결합의 유형 원자 사이에 형성되는 화학 결합의 유형은 다음과 같이 결정됩니다.

물질의 가장 작은 입자는 화학 결합 또는 화학 결합이 작용하는 원자의 상호 작용의 결과로 형성된 분자입니다. 화학 결합의 교리는 이론 화학의 기초입니다. 화학 결합은 두 개의(때로는 더 많은) 원자가 상호 작용할 때 발생합니다. 결합의 형성은 에너지 방출과 함께 발생합니다.

화학 결합은 개별 원자를 분자, 이온, 결정으로 결합하는 상호 작용입니다.

화학 결합은 본질적으로 하나이며 정전기에서 비롯됩니다. 그러나 다양한 화합물에서 화학 결합은 유형이 다릅니다. 화학 결합의 가장 중요한 유형은 공유(무극성, 극성), 이온성, 금속성입니다. 이러한 유형의 결합 유형은 공여체-수용체, 수소 등입니다. 금속 원자 사이에 금속 결합이 발생합니다.

공통 또는 공유 전자 쌍 또는 여러 쌍의 형성에 의해 수행되는 화학 결합을 공유라고합니다. 각 원자는 하나의 공통 전자 쌍을 형성하는 데 하나의 전자를 기여합니다. "동등한 몫으로" 참여합니다(Lewis, 1916). 다음은 H2, F2, NH3 및 CH4 분자의 화학 결합 형성에 대한 계획입니다. 다른 원자에 속하는 전자는 다른 기호로 표시됩니다.

화학 결합 형성의 결과로 분자의 각 원자는 안정적인 2전자 및 8전자 배열을 갖습니다.

공유 결합이 발생하면 원자의 전자 구름이 분자 전자 구름의 형성과 겹치며 에너지 이득이 수반됩니다. 분자 전자 구름은 두 핵의 중심 사이에 위치하며 원자 전자 구름의 밀도에 비해 전자 밀도가 증가합니다.

공유 결합의 구현은 다른 원자에 속하는 짝을 이루지 않은 전자의 역평행 스핀의 경우에만 가능합니다. 전자의 평행 스핀으로 원자는 끌어당기지 않고 반발합니다. 공유 결합이 발생하지 않습니다. 형성이 공통 전자 쌍과 관련된 화학 결합을 설명하는 방법을 원자가 결합 방법(MVB)이라고 합니다.

AIM의 주요 조항

공유 화학 결합은 반대 방향의 스핀을 가진 두 개의 전자에 의해 형성되며, 이 전자 쌍은 두 개의 원자에 속합니다.

공유 결합이 강할수록 상호 작용하는 전자 구름이 더 많이 겹칩니다.

구조식을 작성할 때 결합을 결정하는 전자 쌍은 종종 대시(점 대신 공유 전자를 나타냄)로 표시됩니다.

화학 결합의 에너지 특성은 매우 중요합니다. 화학 결합이 형성되면 시스템(분자)의 총 에너지는 구성 부분(원자)의 에너지보다 작습니다. ЕAB<ЕА+ЕB.

원자가는 다른 원소의 특정 수의 원자를 부착하거나 대체하는 화학 원소의 원자의 특성입니다. 이러한 관점에서 원자의 원자가는 그것과 화학 결합을 형성하는 수소 원자의 수 또는 이 원소의 원자로 대체된 수소 원자의 수에 의해 가장 쉽게 결정됩니다.

원자에 대한 양자 역학 개념의 발전으로 원자가는 화학 결합 형성에 참여하는 짝을 이루지 않은 전자의 수에 의해 결정되기 시작했습니다. 짝을 이루지 않은 전자 외에도 원자의 원자가는 원자가 전자 층의 비어 있고 완전히 채워진 궤도의 수에 따라 달라집니다.

결합 에너지는 분자가 원자로부터 형성될 때 방출되는 에너지입니다. 결합 에너지는 일반적으로 kJ/mol(또는 kcal/mol)로 표시됩니다. 이것은 화학 결합의 가장 중요한 특성 중 하나입니다. 에너지가 적은 시스템이 더 안정적입니다. 예를 들어, 수소 원자는 분자로 결합하는 경향이 있는 것으로 알려져 있습니다. 이것은 H2 분자로 구성된 시스템이 동일한 수의 H 원자로 구성된 시스템보다 적은 에너지를 포함하지만 분자로 결합되지 않음을 의미합니다.

쌀. 2.1 핵간 거리 r에 대한 두 개의 수소 원자 시스템의 위치 에너지 E의 의존성 : 1 - 화학 결합 형성 중; 2 - 교육 없이.

그림 2.1은 상호 작용하는 수소 원자에 대한 에너지 곡선을 보여줍니다. 원자의 접근은 에너지의 방출을 동반하며, 이는 많을수록 전자 구름이 더 많이 겹칩니다. 그러나 정상적인 조건에서는 쿨롱 반발력으로 인해 두 원자의 핵융합이 불가능합니다. 이것은 어느 정도 거리에서 원자를 끌어당기는 대신 반발이 일어난다는 것을 의미합니다. 따라서 에너지 곡선의 최소값에 해당하는 원자 사이의 거리는 화학 결합의 길이(곡선 1)에 해당합니다. 상호 작용하는 수소 원자의 전자 스핀이 동일하면 반발이 발생합니다(곡선 2). 다른 원자에 대한 결합 에너지는 170-420kJ/mol(40-100kcal/mol) 범위에서 다양합니다.

전자가 더 높은 에너지 하위 준위 또는 준위로 전환되는 과정(즉, 앞에서 언급한 여기 또는 짝짓기 과정)에는 에너지 소비가 필요합니다. 화학 결합이 형성되면 에너지가 방출됩니다. 화학 결합이 안정하기 위해서는 여기로 인한 원자의 에너지 증가가 형성된 화학 결합의 에너지보다 작아야 합니다. 즉, 원자의 여기를 위한 에너지 소비는 결합 형성으로 인한 에너지 방출로 보상되어야 합니다.

결합 에너지 외에 화학 결합은 길이, 다중도 및 극성이 특징입니다. 두 개 이상의 원자로 구성된 분자의 경우 결합 사이의 각도 값과 분자 전체의 극성이 중요합니다.

결합의 다중도는 두 원자를 연결하는 전자쌍의 수에 의해 결정됩니다. 따라서 에탄 Н3С – СН3에서 탄소 원자 사이의 결합은 단일, 에틸렌 Н2С = СН2 - 이중, 아세틸렌 НСºСН - 삼중입니다. 결합 다중도가 증가함에 따라 결합 에너지가 증가합니다. C – C 결합 에너지는 339kJ/mol, C = C - 611kJ/mol, CºC - 833kJ/mol입니다.

원자 사이의 화학 결합은 전자 구름의 중첩으로 인한 것입니다. 원자핵을 연결하는 선을 따라 겹침이 발생하면 이러한 결합을 시그마 결합(σ 결합)이라고 합니다. 이것은 2개의 s-전자, s- 및 p-전자, 2개의 px-전자, s 및 d 전자(예를 들어)에 의해 형성될 수 있습니다.

하나의 전자쌍에 의해 수행되는 화학 결합을 단일이라고 합니다. 단일 결합은 항상 σ 결합입니다. 유형 s 오비탈은 σ-결합만 형성할 수 있습니다.

두 원자 사이의 결합은 한 쌍 이상의 전자에 의해 수행될 수 있습니다. 이러한 관계를 다중이라고 합니다. 다중 결합 형성의 예는 질소 분자입니다. 질소 분자에서 px 궤도는 하나의 σ-결합을 형성합니다. pz 오비탈에 의해 결합이 형성되면 두 영역이 나타납니다.
겹침 - x축 위와 아래:

이러한 결합을 파이 결합(π 결합)이라고 합니다. 두 원자 사이의 π-결합의 출현은 두 원자가 이미 σ-결합으로 연결된 경우에만 발생합니다. 질소 분자의 두 번째 π-결합은 원자의 py-궤도에 의해 형성됩니다. π-결합이 형성될 때, 전자 구름은 σ-결합의 경우보다 덜 중첩됩니다. 결과적으로, π-결합은 일반적으로 동일한 원자 궤도에 의해 형성된 σ-결합보다 덜 강합니다.

p-궤도는 σ- 및 π-결합을 모두 형성할 수 있습니다. 다중 결합에서 그 중 하나는 반드시 σ-결합:입니다.

따라서 질소 분자에서 3개의 결합 중 1개는 σ 결합이고 2개는 π 결합입니다.

결합 길이는 결합된 원자의 핵 사이의 거리입니다. 다양한 화합물의 결합 길이는 1/10 나노미터입니다. 다중도가 증가함에 따라 결합 길이가 감소합니다. 결합 길이 N – N, N = N 및 NºN은 0.145와 같습니다. 0.125 및 0.109 nm(10-9 m)이고 C-C, C = C 및 CºC 결합의 길이는 각각 0.154입니다. 0.134 및 0.120 nm.

서로 다른 원자 사이에서 원자 1개의 전기 음성도(EO)가 같으면 순수한 공유 결합이 나타날 수 있습니다. 이 분자는 전기 대칭입니다. 핵의 양전하와 전자의 음전하가 한 지점에서 일치하는 "무게중심"을 비극성이라고 합니다.

연결 원자의 EO가 다른 경우, 그 사이에 위치한 전자 구름은 EO가 더 높은 원자에 더 가까운 대칭 위치에서 이동합니다.

전자 구름의 변위를 편광이라고 합니다. 편극의 결과로 분자 내 양전하와 음전하의 무게중심이 한 지점에서 일치하지 않고 일정한 거리(l)가 생긴다. 이러한 분자를 극성 또는 쌍극자라고 하며, 그 안에 있는 원자 사이의 결합을 극성이라고 합니다.

극성 결합은 약간의 단방향 분극을 거친 공유 결합의 한 유형입니다. 분자에서 양전하와 음전하의 "무게 중심" 사이의 거리를 쌍극자 길이라고 합니다. 당연히 극성이 클수록 쌍극자 길이가 길어지고 분자의 극성이 커집니다. 분자의 극성을 추정하기 위해 기본 전하(e) 값과 쌍극자 길이(l)의 곱인 일정한 쌍극자 모멘트(Мр)가 일반적으로 사용됩니다. ...

쌍극자 모멘트는 Debye D로 측정됩니다(D = 10-18 el. St. Units × cm, 기본 전하가 4.810-10 el. Units이고 쌍극자의 길이는 평균적으로 두 원자핵 사이의 거리와 같기 때문입니다. , 즉 10-8 cm) 또는 전기량계(C × m)(1 D = 3.33 10-30 C × m)(전자 전하 1.6 10-19 C에 전하 사이의 거리를 곱한 값(예: 0.1 nm, Mp = 1.6 10-19 × 1 × 10-10 = 1.6 10-29cm). 분자의 일정한 쌍극자 모멘트는 0에서 10D까지의 값을 갖습니다.

비극성 분자에서 l = 0 및 Mp = 0, 즉 쌍극자 모멘트가 없습니다. 극성 분자에서 Mp> 0 및 3.5 - 4.0 D의 값에 도달합니다.

EO의 매우 큰 차이로 원자는 명확한 일방적 인 분극을 갖습니다. 결합의 전자 구름은 EO가 가장 높은 원자쪽으로 최대로 옮겨지고 원자는 반대 전하를 띤 이온으로 이동하고 이온 분자가 나타납니다.

공유 결합은 이온화됩니다. 분자의 전기 비대칭이 증가하고 쌍극자의 길이가 증가하고 쌍극자 모멘트가 10D로 증가합니다.

복잡한 분자의 총 쌍극자 모멘트는 개별 결합의 쌍극자 모멘트의 벡터 합과 같은 것으로 간주될 수 있습니다. 쌍극자 모멘트는 일반적으로 쌍극자의 양의 끝에서 음의 끝으로 향하는 것으로 간주됩니다.

결합의 극성은 원자의 상대 EO를 사용하여 예측할 수 있습니다. 원자의 상대 EO 사이의 차이가 클수록 극성이 더 두드러집니다. DEO = 0 - 비극성 공유 결합; DEO = 0 - 2 - 극성 공유 결합; DEO = 2 - 이온 결합. 결합은 100% 이온이 아니기 때문에 결합의 이온성 정도에 대해 말하는 것이 더 정확합니다. CsF 화합물에서도 결합은 89%만 이온성입니다.

원자에서 원자로 전자가 이동하여 발생하는 화학 결합을 이온성이라고 하며, 이에 상응하는 화합물 분자를 이온성이라고 합니다. 고체 상태의 이온성 화합물은 이온성 결정 격자가 특징입니다. 용융 및 용해 상태에서 전류를 전도하고 높은 융점 및 비등점 및 상당한 쌍극자 모멘트를 갖습니다.

동일한 원소를 가진 어떤 기간의 원소 화합물을 고려하면 기간의 시작에서 끝으로 이동함에 따라 결합의 주로 이온 성질이 공유 결합으로 바뀝니다. 예를 들어, 제2주기의 불화물인 LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2에서는 불화리튬으로부터의 결합의 이온성 정도가 점차 약해지며, 불소 분자에서 전형적으로 공유 결합으로 대체된다.

따라서 화학 결합의 성질은 동일합니다. 공유 극성 및 이온 결합의 형성 메커니즘에는 근본적인 차이가 없습니다. 이러한 유형의 통신은 분자의 전자 구름의 분극 정도만 다릅니다. 결과 분자는 쌍극자의 길이와 일정한 쌍극자 모멘트 값이 다릅니다. 화학에서 쌍극자 모멘트의 값은 매우 큽니다. 일반적으로 쌍극자 모멘트가 클수록 분자의 반응성이 높아집니다.

화학 결합 형성 메커니즘

원자가 결합 방법에서 화학 결합 형성의 교환 및 기증자 - 수용체 메커니즘이 구별됩니다.

교환 메커니즘. 화학 결합 형성을 위한 교환 메커니즘에는 각 원자로부터 전자쌍 형성에 하나의 전자가 관여하는 경우가 포함됩니다.

H2, Li2, Na2 분자에서는 짝을 이루지 않은 원자의 s-전자로 인해 결합이 형성됩니다. F2 및 Cl2 분자에서 - 짝을 이루지 않은 p-전자로 인해. HF 및 HCl 분자에서 결합은 수소의 s 전자와 할로겐의 p 전자에 의해 형성됩니다.

교환 메커니즘에 의한 화합물 형성의 특징은 원자가 결합을 형성하지 않고 제한된 수의 결합을 형성한다는 것을 보여주는 포화입니다. 특히 그들의 수는 짝을 이루지 않은 원자가 전자의 수에 따라 다릅니다.

양자 셀 N과 H에서 질소 원자가 3을 가지고 있음을 알 수 있습니다.

짝을 이루지 않은 전자이고 수소 원자는 하나입니다. 포화 원리에 따르면 안정한 화합물은 NH2, NH 또는 NH4가 아니라 NH3여야 합니다. 그러나 NO, NO2, ClO2와 같이 홀수의 전자를 포함하는 분자가 있습니다. 그들 모두는 반응성이 증가하는 것이 특징입니다.

화학 반응의 특정 단계에서 H, NH2, O, CH3와 같은 라디칼이라고 불리는 원자가 불포화 그룹도 형성될 수 있습니다. 라디칼의 반응성은 매우 높기 때문에 일반적으로 수명이 짧습니다.

기증자-수용자 메커니즘

원자가 포화 화합물인 암모니아 NH3와 삼불화붕소 BF3는 반응에 따라 서로 반응하는 것으로 알려져 있다.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171.4 kJ/mol.

이 반응의 메커니즘을 고려해 보겠습니다.

4개의 붕소 오비탈 중 3개는 채워져 있고 1개는 비어 있는 것을 볼 수 있습니다. 4개의 질소 궤도는 모두 암모니아 분자에 채워져 있으며, 그 중 3개는 질소와 수소의 전자에 의한 교환 메커니즘에 의해, 하나는 전자쌍을 포함하며, 두 전자는 모두 질소에 속합니다. 이러한 전자쌍을 고독 전자쌍이라고 합니다. H3N·BF3 화합물의 형성은 암모니아의 고독한 전자쌍이 불화붕소의 빈 궤도를 차지하기 때문에 발생한다. 이 경우 시스템의 위치 에너지가 감소하고 동일한 양의 에너지가 방출됩니다. 이러한 형성 메커니즘은 도너-수용체, 도너-결합을 형성하기 위해 전자쌍을 포기하는 원자(이 경우 질소 원자)라고 합니다. 빈 궤도를 제공하면서 전자 쌍을 받아들이는 원자를 수용체(이 경우 붕소 원자)라고 합니다. 공여체-수용체 결합은 일종의 공유 결합입니다.

화합물 H3N·BF3에서 질소와 붕소는 4가이다. 질소 원자는 추가 화학 결합을 형성하기 위해 고독한 전자 쌍을 사용한 결과로 원자가를 3에서 4로 증가시킵니다. 붕소 원자는 원자가 전자 수준에서 자유 궤도의 존재로 인해 원자가를 증가시킵니다. 따라서 원소의 원자가는 짝을 이루지 않은 전자의 수뿐만 아니라 원자가 전자 수준에서 고독한 전자 쌍과 자유 궤도의 존재에 의해 결정됩니다.

도너-수용체 메커니즘에 의한 화학 결합 형성의 더 간단한 경우는 암모니아와 수소 이온의 반응입니다.

... 전자쌍 수용체의 역할은 수소 이온의 빈 궤도에 의해 수행됩니다. 암모늄 이온 NH4 +에서 질소 원자는 4가입니다.

결합의 방향과 원자 궤도의 혼성화

2개 이상의 원자로 구성된 분자의 중요한 특성은 기하학적 구성입니다. 그것은 화학 결합의 형성과 관련된 원자 궤도의 상호 배열에 의해 결정됩니다.

전자 구름의 겹침은 전자 구름의 특정 상호 방향에서만 가능합니다. 이 경우 중첩 영역은 상호 작용하는 원자에 대해 특정 방향에 위치합니다.

이온 결합이 형성되면 이온의 전기장은 구형 대칭을 가지므로 이온 결합은 방향성과 포화도를 갖지 않습니다.

시. = 6시. = 6

물 분자의 결합 사이의 각도는 104.5도입니다. 그 크기는 양자 역학 개념을 기반으로 설명할 수 있습니다. 산소 원자 2s22p4의 전자 회로. 두 개의 짝을 이루지 않은 p-궤도는 서로 90 °의 각도로 위치합니다. 수소 원자의 s-궤도와 산소 원자의 p-궤도의 전자 구름의 최대 중첩은 결합이 90 °의 각도. 물 분자에서 O-H 결합은 극성입니다. 유효 양전하는 수소 원자에서 δ +이고 산소 원자에서 δ-입니다. 따라서 결합 사이의 각도가 104.5 °로 증가하는 것은 전자 구름뿐만 아니라 수소 원자의 유효 양전하의 반발로 설명됩니다.

황의 전기 음성도는 산소의 EO보다 훨씬 적습니다. 따라서 H2S에서 H-S 결합의 극성은 Н2O에서 Н – О 결합의 극성보다 작고 H-S 결합의 길이(0.133 nm)는 Н – О 결합(0.56 nm)보다 깁니다. ), 그리고 결합 사이의 각도는 직각에 접근합니다. H2S의 경우 92o이고 H2Se의 경우 91o입니다.

같은 이유로 암모니아 분자는 피라미드 구조를 가지며 원자가 결합 H – N – H 사이의 각도가 직접 결합보다 큽니다(107.3о). NH3에서 PH3, AsH3 및 SbH3로 갈 때 결합 사이의 각도는 각각 93.3 °입니다. 91.8 ° 및 91.3 °.

원자 궤도의 혼성화

여기 베릴륨 원자는 2s12p1 배열을 갖고, 여기 붕소 원자는 2s12p2 배열을 가지며, 여기 탄소 원자는 2s12p3 배열을 갖는다. 따라서 우리는 동일하지는 않지만 다른 원자 궤도가 화학 결합 형성에 참여할 수 있다고 가정 할 수 있습니다. 예를 들어, BeCl2, BeCl3, CCl4와 같은 화합물에서는 결합 강도와 방향이 동일하지 않아야 하며 p-오비탈의 σ-결합이 s-오비탈의 결합보다 강해야 합니다. p-오비탈의 경우 중첩에 더 유리한 조건이 있습니다. 그러나 경험에 따르면 원자가 궤도(s, p, d)가 다른 중심 원자를 포함하는 분자에서는 모든 결합이 동일합니다. 설명은 Slater와 Pauling이 했습니다. 그들은 에너지가 크게 다르지 않은 다른 궤도가 상응하는 수의 하이브리드 궤도를 형성한다고 결론지었습니다. 하이브리드 (혼합) 궤도는 다른 원자 궤도에서 형성됩니다. 혼성 오비탈의 수는 혼성화에 관련된 원자 오비탈의 수와 같습니다. 하이브리드 궤도는 전자 구름 모양과 에너지가 동일합니다. 원자 궤도와 비교하여 화학 결합이 형성되는 방향으로 더 길어지기 때문에 전자 구름이 더 잘 겹칩니다.

원자 궤도의 혼성화에는 에너지 소비가 필요하므로 고립된 원자의 혼성 궤도는 불안정하고 순수한 AO로 변하는 경향이 있습니다. 화학 결합이 형성되면 하이브리드 궤도가 안정화됩니다. 하이브리드 궤도에 의해 형성된 더 강한 결합으로 인해 시스템에서 더 많은 에너지가 방출되므로 시스템이 더 안정적입니다.

sp-혼성화는 예를 들어 할로겐화물 Be, Zn, Co 및 Hg(II)가 형성되는 동안 발생합니다. 원자가 상태에서 모든 금속 할로겐화물은 해당 에너지 수준에서 s 및 p-짝을 이루지 않은 전자를 포함합니다. 분자가 형성될 때 하나의 s-오비탈과 하나의 p-오비탈은 180°의 각도에서 두 개의 하이브리드 sp-오비탈을 형성합니다.

실험 데이터에 따르면 모든 Be, Zn, Cd 및 Hg(II) 할로겐화물은 선형이며 두 결합의 길이가 동일합니다.

sp2 혼성화. 1개의 s-오비탈과 2개의 p-오비탈의 혼성화 결과, 서로 120°의 각도로 동일한 평면에 위치한 3개의 하이브리드 sp2-오비탈이 형성됩니다.

sp3 혼성화는 탄소 화합물의 특징입니다. 1개의 s-오비탈과 3개의 p-오비탈을 혼성화한 결과, 4개의 하이브리드 sp3-오비탈이 형성되어 오비탈 사이의 각도가 109.5°인 사면체의 꼭짓점을 향하게 됩니다.

혼성화는 예를 들어 CH4, CCl4, C(CH3)4 등과 같은 화합물의 다른 원자와 탄소 원자의 결합이 완전히 동등하다는 점에서 나타납니다.

혼성화에는 s와 p뿐만 아니라 d와 f 오비탈도 포함될 수 있습니다.

sp3d2 혼성화로 6개의 등가 구름이 형성됩니다. 와 같은 화합물에서 관찰됩니다.

혼성화의 개념은 다른 방식으로 설명할 수 없는 분자의 이러한 구조적 특징을 이해하는 것을 가능하게 합니다.

원자 궤도(AO)의 혼성화는 다른 원자와의 결합 형성 방향으로 전자 구름의 변위를 초래합니다. 결과적으로 하이브리드 오비탈의 중첩 영역은 순수 오비탈보다 더 크게 나타나며 결합 강도가 증가합니다.

이온과 분자의 분극성과 분극작용

전기장에서 이온이나 분자는 변형됩니다. 그들에는 핵과 전자의 상대 변위가 있습니다. 이러한 이온과 분자의 변형성을 분극성(polarizability)이라고 합니다. 외부 층의 전자는 원자에서 가장 강하게 결합되어 있기 때문에 처음에는 변위됩니다.

일반적으로 음이온의 분극성은 양이온의 분극성보다 훨씬 높습니다.

전자 껍질의 동일한 구조에서 예를 들어 직렬로 양전하가 증가함에 따라 이온의 분극성은 감소합니다.

전자 유사체 이온의 경우, 분극성은 전자 층의 수가 증가함에 따라 증가합니다. 예: 또는.

분자의 분극성은 그 안에 포함된 원자의 분극성, 기하학적 배열, 결합의 수 및 다중도 등에 의해 결정됩니다. 상대적 분극성에 대한 결론은 한 원자가 다른 유사하게 구성된 분자에 대해서만 가능합니다. 이 경우 분자의 분극성의 차이는 원자의 분극성의 차이로 판단할 수 있다.

전기장은 전하를 띤 전극과 이온 모두에 의해 생성될 수 있습니다. 따라서 이온 자체는 다른 이온이나 분자에 편광 효과(편극)를 가질 수 있습니다. 이온의 분극 효과는 전하가 증가하고 반경이 감소함에 따라 증가합니다.

음이온의 분극 효과는 일반적으로 양이온의 분극 효과보다 훨씬 적습니다. 이것은 양이온에 비해 음이온의 크기가 크기 때문입니다.

분자는 극성일 때 극성화됩니다. 편광 효과가 높을수록 분자의 쌍극자 모멘트가 커집니다.

편광 능력이 연속적으로 증가하기 때문에 반경이 증가하고 이온에 의해 생성된 전기장이 감소합니다.

수소 결합

수소 결합은 특별한 유형의 화학 결합입니다. F, O, N과 같이 전기음성도가 강한 비금속을 가진 수소화합물은 끓는점이 비정상적으로 높은 것으로 알려져 있다. Н2Te - H2Se - H2S 시리즈에서 끓는점이 규칙적으로 감소하면 H2S에서 Н2О로 갈수록 이 온도가 급격히 상승합니다. 일련의 할로겐화수소산에서도 동일한 그림이 관찰됩니다. 이것은 H2O 분자, HF 분자 사이에 특정한 상호작용이 있음을 나타냅니다. 이러한 상호 작용은 분자가 서로 분리되는 것을 방해해야 합니다. 휘발성을 줄이고 결과적으로 해당 물질의 끓는점을 높입니다. EO의 큰 차이로 인해 화학 결합 H – F, H – O, H – N이 강하게 분극됩니다. 따라서 수소 원자는 양의 유효 전하(δ +)를 갖고 F, O 및 N 원자는 전자 밀도가 과잉되어 음전하(d-)를 갖는다. 쿨롱 인력으로 인해 한 분자의 양전하를 띤 수소 원자는 다른 분자의 전기 음성 원자와 상호 작용합니다. 이로 인해 분자는 서로 끌어당깁니다(굵은 점은 수소 결합을 나타냄).

수소 결합은 두 개의 결합 입자(분자 또는 이온) 중 하나의 일부인 수소 원자에 의해 형성되는 결합입니다. 수소 결합의 에너지(21-29kJ/mol 또는 5-7kcal/mol)는 기존 화학 결합의 에너지보다 약 10배 적습니다. 그럼에도 불구하고, 수소 결합은 쌍으로 이량체 분자 (Н2O) 2, (HF) 2 및 포름산의 존재를 유발합니다.

일련의 원자 HF, H2O, HN, HCl, HS 조합에서 수소 결합 에너지는 감소합니다. 또한 온도가 증가함에 따라 감소하므로 증기 상태의 물질은 미미한 정도로만 수소 결합을 나타냅니다. 액체 및 고체 상태의 물질의 특성입니다. 물, 얼음, 액체 암모니아, 유기산, 알코올 및 페놀과 같은 물질은 이량체, 삼량체 및 중합체와 관련되어 있습니다. 이량체는 액체 상태에서 가장 안정합니다.

분자간 상호작용

이전에 우리는 원자로부터 분자의 형성을 결정하는 결합을 고려했습니다. 그러나 분자 사이에도 상호 작용이 있습니다. 기체가 응축되어 액체와 고체로 변하는 이유입니다. 분자간 상호작용력의 첫 공식화는 1871년 Van der Waals에 의해 주어졌습니다. 따라서 반 데르 발스 힘이라고 합니다. 분자간 상호작용의 힘은 방향성, 유도성, 분산성으로 나눌 수 있습니다.

쌍극자의 반대쪽 끝의 정전기적 상호 작용으로 인해 극성 분자는 일부 분자의 쌍극자의 음의 끝이 양으로 바뀌는 방식으로 공간과 함께 배향됩니다.

다른 분자의 쌍극자의 끝 (방향성 분자간 상호 작용).

이 상호작용의 에너지는 두 쌍극자의 정전기적 인력에 의해 결정됩니다. 쌍극자가 클수록 분자간 인력(Н2О, HCl)이 더 강해집니다.

분자의 열 운동은 분자의 상호 배향을 방해하므로 온도가 증가하면 배향 효과가 약해집니다. 유도 상호 작용은 극성 분자가있는 물질에서도 관찰되지만 동시에 일반적으로 방향성보다 훨씬 약합니다.

극성 분자는 인접한 분자의 극성을 증가시킬 수 있습니다. 즉, 한 분자의 쌍극자의 영향으로 다른 분자의 쌍극자가 증가하고 비극성 분자가 극성이 될 수 있습니다.

다른 분자나 이온에 의해 분극되어 나타나는 쌍극자 모멘트를 유도 쌍극자 모멘트라고 하고 현상 자체를 유도라고 합니다. 따라서 방향 상호 작용은 항상 분자의 유도 상호 작용에 중첩되어야 합니다.

비극성 분자(예: H2, N2 또는 희가스 원자)의 경우 방향 및 유도 상호 작용이 없습니다. 그러나 수소, 질소 및 희가스가 연소되는 것으로 알려져 있습니다. 이러한 사실을 설명하기 위해 런던은 분자간 상호작용의 분산력 개념을 도입했습니다. 이러한 힘은 구조에 관계없이 모든 원자와 분자 사이에서 상호 작용합니다. 그들은 큰 원자 그룹에서 동시에 발생하는 순간 쌍극자 모멘트에 의해 발생합니다.

주어진 순간에 쌍극자의 방향이 다를 수 있습니다. 그러나 이들의 조화된 발생은 약한 상호 작용력을 제공하여 액체와 고체를 형성합니다. 특히 낮은 온도에서 희가스를 액체 상태로 전환시킵니다.

따라서 분자 사이에 작용하는 힘 중 가장 작은 성분은 분산 상호작용이다. 극성이 거의 또는 전혀 없는 분자(CH4, H2, HI) 사이에서 작용력은 주로 분산력입니다. 분자의 고유 쌍극자 모멘트가 클수록 분자 간의 상호 작용 방향력이 커집니다.

동일한 유형의 일련의 물질에서 분산 상호 작용은 이러한 물질의 분자를 구성하는 원자의 크기가 증가함에 따라 증가합니다. 예를 들어, HCl에서 분산력은 전체 분자간 상호작용의 81%를 차지하고 HBr의 경우 이 값은 95%, HI의 경우 99.5%입니다.

분자 궤도(MO) 방법의 화학 결합에 대한 설명

VS 방법은 화학자들이 널리 사용합니다. 이 방법에서 크고 복잡한 분자는 별도의 2중심 결합과 2전자 결합으로 구성된 것으로 간주됩니다. 화학 결합을 담당하는 전자는 두 원자 사이에 국한(위치)되어 있다고 가정합니다. VS 방법은 대부분의 분자에 성공적으로 적용될 수 있습니다. 그러나 이 방법을 적용할 수 없거나 그 결론이 실험과 모순되는 분자가 많이 있습니다.

많은 경우에 화학 결합 형성의 결정적인 역할은 전자 쌍이 아니라 개별 전자에 의해 수행된다는 것이 밝혀졌습니다. 이온의 존재는 하나의 전자를 사용하여 화학 결합의 가능성을 나타냅니다. 이 이온이 형성되면 수소 원자와 수소 이온에서 255kJ(61kcal)의 에너지가 방출된다. 따라서 이온의 화학 결합은 매우 강합니다.

VS 방법을 사용하여 산소 분자의 화학 결합을 설명하려고 하면 첫째, 이중(σ- 및 p-결합)이어야 하고, 둘째, 산소 분자에서 모든 전자는 다음과 같아야 한다는 결론에 도달합니다. 짝지음, 즉 .e. O2 분자는 반자성이어야 합니다. [반자성 물질에서 원자는 일정한 자기 모멘트를 갖지 않으며 물질은 자기장 밖으로 밀려납니다. 상자성 물질은 원자나 분자가 자기 모멘트를 갖고 자기장 속으로 끌어당기는 성질을 갖는 물질이다]. 실험 데이터에 따르면 산소 분자의 결합은 실제로 에너지가 두 배이지만 분자는 반자성이 아니라 상자성입니다. 그것은 두 개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지고 있습니다. VS 방법은 이 사실을 설명할 힘이 없습니다.

화학 결합의 양자 기계적 처리를 위한 가장 좋은 방법은 현재 분자 궤도(MO) 방법으로 간주됩니다. 그러나 VS 방법보다 훨씬 더 복잡하고 후자만큼 설명적이지 않습니다.

MO 방법은 분자의 모든 전자가 분자 궤도에 있다고 간주합니다. 분자에서 전자는 해당 파동 함수 ψ로 설명되는 특정 MO에 있습니다.

MO의 종류. 한 원자의 전자가 접근할 때 다른 원자의 작용 영역으로 떨어지면 운동의 성질, 따라서 전자의 파동 함수가 변경됩니다. 생성된 분자에서 전자의 파동 함수 또는 궤도는 알려져 있지 않습니다. 알려진 AO로 MO의 유형을 결정하는 몇 가지 방법이 있습니다. 대부분의 MO는 원자 궤도의 선형 조합(LCAO)에 의해 얻어집니다. Pauli의 원리, Gund의 법칙, 최소 에너지의 원리는 MO 방법에도 유효합니다.

쌀. 2.2 원자 궤도로부터 결합 및 반결합 분자 궤도의 형성.

가장 간단한 그래픽 형식에서 MO는 LCAO와 같이 파동 함수를 더하거나 빼서 얻을 수 있습니다. 그림 2.2는 초기 AO에서 MO의 결합 및 느슨한 형성을 보여줍니다.

해당 AO의 에너지 크기가 가깝고 AO가 결합 축에 대해 동일한 대칭을 갖는 경우 AO는 MO를 형성할 수 있습니다.

수소 1의 파동 함수 또는 오비탈은 두 가지 선형 조합을 제공할 수 있습니다. 하나는 더할 때이고 다른 하나는 뺄 때입니다(그림 2.2).

파동 함수가 추가되면 중첩 영역에서 ψ2에 비례하는 전자 구름의 밀도가 커지고 원자핵 사이에 과도한 음전하가 생성되어 원자핵이 끌어 당깁니다. 수소 원자의 파동 함수를 추가하여 얻은 MO를 결합이라고합니다.

파동 함수를 빼면 원자 핵 사이의 영역에서 전자 구름의 밀도가 0이 되고 전자 구름은 원자 사이에 위치한 영역에서 "밀어내"집니다. 생성된 MO는 원자를 결합할 수 없으며 반결합이라고 합니다.

수소의 s-오비탈은 σ-결합만을 형성하기 때문에 얻어진 MO는 σcv와 σp로 표시된다. 1s 원자 궤도에 의해 형성된 MO는 σcv1s 및 σp1s로 표시됩니다.

결합 MO에서 전자의 포텐셜(및 총) 에너지는 AO보다 낮고 반결합 MO에서는 더 높습니다. 절대값에서, 반결합 궤도의 전자 에너지 증가는 결합 궤도의 에너지 감소보다 다소 큽니다. 결합 궤도의 전자는 원자 사이의 결합을 제공하여 분자를 안정화하고 반결합 궤도의 전자는 분자를 불안정하게 합니다. 원자 사이의 결합이 약해집니다. 에라즈르. > 에스브.

MO는 또한 동일한 대칭의 2p 궤도에서 형성됩니다. x 축을 따라 위치한 2p 궤도의 결합 및 반결합 σ 궤도. 그들은 σcv2p 및 σp2p로 지정됩니다. p-오비탈의 결합 및 풀림은 2pz-오비탈에서 형성됩니다. 그들은 각각 πсв2рz, πp2pz로 지정됩니다. πcv2py 및 πр2py-궤도는 유사하게 형성됩니다.

충전 MO. MOs의 전자 충전은 궤도 에너지가 증가하는 순서로 발생합니다. MO가 동일한 에너지(πw 또는 πр 궤도)를 가지면 Hund의 법칙에 따라 채워져 분자의 스핀 모멘트가 최대가 됩니다. 각 MO는 원자와 마찬가지로 두 개의 전자를 수용할 수 있습니다. 언급한 바와 같이, 원자 또는 분자의 자기 특성은 짝을 이루지 않은 전자의 존재에 따라 달라집니다. 분자에 짝을 이루지 않은 전자가 있으면 상자성이고, 그렇지 않으면 반자성입니다.

이온을 고려하십시오.

다이어그램에서 유일한 전자가 σc - MO를 따라 위치하는 것을 볼 수 있습니다. 255kJ/mol의 결합 에너지와 0.106nm의 결합 길이로 안정한 화합물이 형성됩니다. 분자 이온은 상자성입니다. VS 방법에서와 같이 통신의 다중도가 전자 쌍의 수에 의해 결정된다고 가정하면 통신의 다중도는 ½과 같습니다. 교육 과정은 다음과 같이 쓸 수 있습니다.

이 표기법은 1s AO에서 형성된 MO의 σc에 하나의 전자가 있음을 의미합니다.

일반 수소 분자는 이미 σcv1s 궤도에 반대 스핀을 가진 두 개의 전자를 포함합니다. H2의 결합 에너지는 in -435 kJ/mol보다 높고 결합 길이(0.074 nm)는 더 짧습니다. H2 분자에는 단일 결합이 있으며 분자는 반자성입니다.

쌀. 2.3. 두 개의 수소 원자 시스템에서 AO와 MO의 에너지 다이어그램.

분자 이온(+ He + ® He + 2 [(sb1s) 2 (sp1s) 1])은 이미 σres.1s 궤도에 하나의 전자를 가지고 있습니다. 결합 에너지 - 238 kJ/mol(감소된 H2에 비해) 및 결합 길이(0.108 us) - 증가했습니다. 결합의 다중도는 1/2입니다(결합 다중도는 결합 및 반결합 궤도의 전자 수 차이의 절반과 같습니다).

가상의 He2 분자는 σcv1s 궤도에 두 개의 전자와 σp1s 궤도에 두 개의 전자를 가질 것입니다. 반결합 궤도에 있는 하나의 전자는 결합 궤도에 대한 전자의 결합 효과를 파괴하기 때문에 He2 분자는 존재할 수 없습니다. VS 방법은 동일한 결론으로 이어집니다.

II 주기 원소에 의해 분자가 형성되는 동안 MO가 전자로 채워지는 순서는 다음과 같습니다. 계획에 따르면 B2 및 O2 분자는 상자성인 반면 Be2 분자는 존재할 수 없습니다.

주기 II 원소의 원자로부터 분자의 형성은 다음과 같이 쓸 수 있습니다(K - 내부 전자 층):

분자 및 MMO의 물리적 특성

분자의 물리적 성질에 의해 MO의 결합과 이완의 존재가 확인된다. MO 방법을 사용하면 원자로부터 분자를 형성하는 동안 분자의 전자가 결합 궤도에 떨어지면 분자의 이온화 전위가 원자의 이온화 전위보다 커야하며 전자는 반 결합 궤도에 떨어지고 그 반대도 마찬가지입니다.

따라서 수소 및 질소 분자(결합 궤도)의 이온화 전위(각각 1485 및 1500kJ/mol)는 수소 및 질소 원자의 이온화 전위(1310 및 1390kJ/mol)보다 높고 산소 및 불소 분자 (오비탈 풀기) - 1170 및 1523 kJ/mol - 해당 원자보다 작음 - 1310 및 1670 kJ/mol. 분자가 이온화되는 동안 결합 궤도(H2 및 N2)에서 전자가 제거되면 결합 강도가 감소하고 반결합 궤도(O2 및 F2)에서 전자가 제거되면 결합 강도가 증가합니다.

다른 원자를 가진 이원자 분자

다른 원자(NO, CO)를 가진 분자에 대한 MO는 초기 원자가 이온화 전위 값에서 크게 다르지 않은 경우 유사한 방식으로 구성됩니다. 예를 들어 CO 분자의 경우 다음이 있습니다.

산소 원자의 AO 에너지는 해당 탄소 궤도의 에너지 (1080 kJ / mol) 아래에 있으며 핵에 더 가깝습니다. 외부 층의 초기 원자에 존재하는 10개의 전자는 결합 sb2s 및 반결합 sp2s 궤도와 결합 및 pcw2py, z 궤도를 채웁니다. CO 분자는 N2 분자와 등전자인 것으로 판명되었습니다. CO 분자(1105kJ/mol)에 있는 원자의 결합 에너지는 질소 분자(940kJ/mol)보다 훨씬 높습니다. C – O 결합 길이는 0.113 nm입니다.

분자 NO

반 결합 궤도에 하나의 전자가 있습니다. 그 결과 NO(680kJ/mol)의 결합에너지는 N2나 CO의 결합에너지보다 낮다. NO 분자에서 전자를 제거하면(NO + 형성과 함께 이온화) 원자의 결합 에너지가 1050-1080 kJ/mol로 증가합니다.

불화수소 HF 분자에서 MO가 형성되는 것을 생각해 봅시다. 불소의 이온화 포텐셜(17.4 eV 또는 1670 kJ/mol)이 수소의 이온화 포텐셜(13.6 eV 또는 1310 kJ/mol)보다 크기 때문에 불소의 2p-오비탈은 수소의 1s-오비탈보다 에너지가 더 낮습니다. 에너지의 큰 차이로 인해 수소 원자의 1s 궤도와 불소 원자의 2s 궤도는 상호 작용하지 않습니다. 따라서 불소 2s 오비탈은 HF의 MO 에너지를 변경하지 않고 됩니다. 이러한 오비탈을 비결합 오비탈이라고 합니다. 불소의 2py 및 2pz 오비탈도 결합축에 대한 대칭의 차이로 인해 수소의 1s 오비탈과 상호 작용할 수 없습니다. 그들은 또한 구속력이 없는 MO가 됩니다. 결합 및 풀림 MO는 수소의 1s 궤도와 불소의 2px 궤도에서 형성됩니다. 수소와 불소 원자는 560kJ/mol의 에너지로 2-전자 결합으로 결합됩니다.

서지

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그림 1. 원소의 궤도 반지름(ra) 및 1전자 화학 결합의 길이(d)

가장 단순한 단일 전자 화학 결합은 단일 원자가 전자에 의해 생성됩니다. 하나의 전자는 단일 전체에 두 개의 양으로 하전된 이온을 보유할 수 있음이 밝혀졌습니다. 단일 전자 커플링에서 양전하를 띤 입자의 쿨롱 반발력은 음전하를 띤 전자에 대한 이러한 입자의 인력 쿨롱력에 의해 보상됩니다. 원자가 전자는 분자의 두 핵에 공통이 됩니다.

이러한 화학 화합물의 예는 분자 이온: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

극성 공유 결합은 이핵 이원자 분자에서 발생합니다(그림 3). 극성 화학 결합에서 결합 전자쌍은 더 높은 첫 번째 이온화 전위를 가진 원자에 가깝습니다.

극성 분자의 공간 구조를 특징짓는 원자핵 사이의 거리 d는 대략 해당 원자의 공유 반지름의 합으로 간주할 수 있습니다.

일부 극성 물질의 특성화

극성 분자의 핵 중 하나로 결합 전자 쌍이 이동하면 전기 쌍극자(전기 역학)가 나타납니다(그림 4).

양전하와 음전하의 무게 중심 사이의 거리를 쌍극자 길이라고 합니다. 분자의 극성은 결합의 극성과 마찬가지로 쌍극자 모멘트 μ의 크기로 추정되며, 이는 쌍극자 길이 l과 전자 전하 값의 곱입니다.

다중 공유 결합

다중 공유 결합은 이중 및 삼중 화학 결합을 포함하는 불포화 유기 화합물로 표시됩니다. 불포화 화합물의 특성을 설명하기 위해 L. Pauling은 시그마 및 π-결합, 원자 궤도의 혼성화 개념을 소개합니다.

2개의 S와 2개의 p 전자에 대한 Pauling의 혼성화는 화학 결합의 방향, 특히 메탄의 사면체 구성을 설명하는 것을 가능하게 했습니다. 에틸렌의 구조를 설명하기 위해 하나의 p-전자는 4개의 등가 Sp 3 - 탄소 원자의 전자로부터 분리되어 π-결합이라고 하는 추가 결합을 형성해야 합니다. 이 경우 나머지 3개의 Sp 2 -하이브리드 오비탈은 평면에 120° 각도로 위치하며 기본 결합, 예를 들어 평면 에틸렌 분자를 형성합니다(그림 5).

Pauling의 새로운 이론에서 모든 결합 전자는 분자의 핵을 연결하는 선에서 동일하고 등거리가 되었습니다. Pauling의 구부러진 화학 결합 이론은 M. Born 파동 함수, 전자의 쿨롱 전자 상관 관계에 대한 통계적 해석을 고려했습니다. 물리적 의미가 나타났습니다. 화학 결합의 특성은 핵과 전자의 전기적 상호 작용에 의해 완전히 결정됩니다. 결합 전자가 많을수록 핵간 거리가 짧아지고 탄소 원자 간의 화학 결합이 더 강해집니다.

삼중 화학 결합

화학 결합 개념의 추가 개발은 2-전자 3-중심 결합 이론과 더 많은 수소화붕소(수소화붕소)의 구조를 예측할 수 있게 하는 위상 이론을 개발한 미국의 물리화학자 W. Lipscomb에 의해 주어졌습니다. .

3중심 화학결합의 전자쌍은 3개의 원자핵에서 공통이 된다. 3 중심 화학 결합의 가장 간단한 대표자 - 분자 수소 이온 H 3 +에서 전자 쌍은 단일 전체에 3개의 양성자를 보유합니다(그림 6).

그림 7.디보란

2-전자 3-중심 결합을 가진 보란의 존재는 "브리징" 수소 원자와 함께 원자가의 표준 교리를 위반했습니다. 이전에 표준 1가 원소로 간주되었던 수소 원자는 두 개의 붕소 원자와 동일한 결합으로 결합되어 공식적으로 2가 원소가 되었습니다. 보란의 구조를 해독하는 W. Lipscomb의 작업은 화학적 결합의 개념을 확장했습니다. 노벨 위원회는 화학 결합의 문제를 명확히 하는 보란(붕수소석)의 구조 연구로 William Nunn Lipscomb에게 1976년 화학상을 수여했습니다.

다심 화학 결합

그림 8 페로센 분자

그림 9 디벤젠 크롬

그림 10 우라노세

페로센 분자의 10개의 (C-Fe) 결합은 모두 동일하며 Fe-c 핵간 거리는 2.04Å입니다. 페로센 분자의 모든 탄소 원자는 구조적 및 화학적으로 동일하며 각 C-C 결합의 길이는 1.40 - 1.41 Å입니다(비교를 위해 벤젠에서 C-C 결합의 길이는 1.39 Å). 철 원자 주위에 36개의 전자 껍질이 나타납니다.

화학 결합 역학

화학 결합은 매우 역동적입니다. 따라서 금속 결합은 금속 증발 동안 상전이 동안 공유 결합으로 변환됩니다. 금속이 고체에서 증기 상태로 전이하려면 많은 양의 에너지가 필요합니다.

증기에서 이러한 금속은 실질적으로 동핵 이원자 분자와 자유 원자로 구성됩니다. 금속 증기가 응축되면 공유 결합이 금속 결합으로 바뀝니다.

알칼리 금속 불화물과 같은 전형적인 이온 결합을 갖는 염의 증발은 이온 결합의 파괴 및 극성 공유 결합을 갖는 이핵 이원자 분자의 형성으로 이어진다. 이 경우 가교 결합이 있는 이량체 분자가 형성됩니다.

알칼리 금속 불화물 및 그 이량체 분자의 화학 결합 특성.

알칼리 금속 불화물의 증기가 응축되면 극성 공유 결합이 이온 결합으로 변환되어 염의 해당 결정 격자가 형성됩니다.

공유 결합에서 금속 결합으로의 전이 메커니즘

그림 11. 전자쌍 r e의 궤도 반지름과 공유 화학 결합 d의 길이 사이의 비율

그림 12 알칼리 금속 증기의 응축 동안 이원자 분자의 쌍극자의 방향과 클러스터의 왜곡된 팔면체 조각 형성

그림 13 알칼리 금속 결정에서 핵의 체적 중심 입방체 배열과 연결 고리

분산 인력(런던 힘)은 원자간 상호작용과 알칼리 금속 원자로부터 동핵 이원자 분자의 형성을 결정합니다.

공유 금속 - 금속 결합의 형성은 상호 작용하는 원자의 전자 껍질의 변형과 관련이 있습니다. 원자가 전자는 결합 전자 쌍을 생성하며, 전자 밀도는 생성된 분자의 원자핵 사이의 공간에 집중됩니다. 알칼리 금속의 동핵 이원자 분자의 특징은 긴 공유 결합 길이(수소 분자의 결합 길이의 3.6-5.8배)와 낮은 파괴 에너지입니다.

re와 d 사이의 지정된 비율은 분자 내 전하의 불균일한 분포를 결정합니다. 분자의 중간 부분에는 연결 전자쌍의 음전하가 집중되어 있고 분자 끝에는 양전하가 있습니다. 두 개의 원자핵.

전하의 불균일한 분포는 방향력(반 데르 발스 힘)으로 인한 분자 상호 작용을 위한 조건을 만듭니다. 알칼리 금속 분자는 반대 전하가 이웃에 나타나는 방식으로 방향을 지정하는 경향이 있습니다. 그 결과 분자 사이에 인력이 작용합니다. 후자의 존재로 인해 알칼리 금속 분자는 더 가까워지고 다소 단단히 결합됩니다. 동시에 이웃 분자의 더 가까운 극의 작용에 따라 각각의 변형이 발생합니다 (그림 12).

사실, 알칼리 금속 분자의 양전하를 띤 4개의 원자 코어의 전기장에 떨어지는 원래 이원자 분자의 결합 전자는 원자의 궤도 반경에서 떨어져 나와 자유로워집니다.

이 경우, 6개의 양이온이 있는 시스템에서도 결합 전자쌍이 일반적이 됩니다. 금속 결정 격자의 구성은 클러스터 단계에서 시작됩니다. 알칼리 금속의 결정 격자에서 연결 링크의 구조가 명확하게 표현되어 왜곡 된 평평한 팔면체-정사각형 이중 피라미드의 모양을 가지며 그 높이와 기초의 가장자리는 상수의 값과 같습니다 병진 격자 aw(그림 13).

알칼리 금속 결정의 병진 격자 상수 w의 값은 알칼리 금속 분자의 공유 결합 길이를 크게 초과하므로 일반적으로 금속의 전자가 자유 상태에 있다고 인정됩니다.

금속에서 자유 전자의 특성과 관련된 수학적 구성은 일반적으로 "페르미 표면"으로 식별되며, 전자가 존재하는 기하학적 장소로 간주되어야 하며, 전류를 전도하는 금속의 주요 특성을 제공합니다.

알칼리 금속 증기의 응축 과정을 수소와 같은 가스 응축 과정과 비교할 때 금속의 특성에 특징적인 특징이 나타납니다. 따라서 수소의 응축 중에 약한 분자간 상호 작용이 나타나면 금속 증기의 응축 중에 화학 반응의 특징적인 과정이 발생합니다. 금속 증기 자체의 응축은 여러 단계로 진행되며 자유 원자 → 공유 결합이 있는 이원자 분자 → 금속 클러스터 → 금속 결합이 있는 조밀한 금속으로 설명할 수 있습니다.

알칼리 금속 할로겐화물 분자의 상호 작용은 이량체화를 동반합니다. 이량체 분자는 전기 사중극자로 볼 수 있습니다(그림 15). 현재, 알칼리 금속 할로겐화물의 이량체의 주요 특성(화학 결합 길이 및 결합 각도)이 알려져 있습니다.

알칼리 금속 할로겐화물(E 2 X 2)(기체상)의 이량체에서 화학적 결합 길이 및 결합 각도.

E 2 X 2	X = F		X = Cl		X = 브르		엑스 = 나
E 2 X 2	d EF, Å		d EC1, Å		d EBr, Å		d EI, Å
리 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
나 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
케이 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
CS 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

응축 과정에서 방향력의 작용이 강화되고 분자간 상호 작용에는 클러스터가 형성 된 다음 고체가 형성됩니다. 알칼리 금속 할로겐화물은 단순한 입방체 및 체심 입방 격자로 결정을 형성합니다.

알칼리 금속 할로겐화물의 결정 격자 유형 및 변환 격자 상수.

결정화 과정에서 원자 간 거리가 더 증가하여 알칼리 금속 원자의 궤도 반경에서 전자가 분리되고 해당 이온이 형성되면서 전자가 할로겐 원자로 이동합니다. 이온의 힘장은 공간의 모든 방향으로 고르게 분포됩니다. 이와 관련하여 알칼리 금속의 결정에서 각 이온의 힘장은 이온 결합(Na + Cl -)을 정성적으로 나타내는 관례와 같이 반대 부호를 가진 하나의 이온을 결코 배위하지 않습니다.

이온 화합물의 결정에서 알칼리 금속 이온은 6개의 염소 이온(염화나트륨 결정에서)과 8개의 염소 이온에 결합되어 있기 때문에 Na + Cl - 및 Cs + Cl -와 같은 단순한 2이온 분자의 개념은 의미를 잃습니다. 염소 이온(염화세슘 결정에서. 결정의 이온간 거리는 등거리입니다.

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또한보십시오

화학 결합- 대 소비에트 백과사전의 기사
화학 결합- Chemport.ru
화학 결합- 물리적 백과사전

화학 결합의 개념은 과학으로서의 다양한 화학 분야에서 그다지 중요하지 않습니다. 이것은 개별 원자가 분자로 결합하여 모든 종류의 물질을 형성하여 차례로 화학 연구의 대상이 될 수 있다는 사실 때문입니다.

다양한 원자와 분자는 그들 사이의 다양한 유형의 결합의 출현과 관련이 있습니다. 다른 종류의 분자는 전자 분포의 고유한 특성과 고유한 유형의 결합을 특징으로 합니다.

기본 개념

화학 결합보다 복잡한 구조의 안정한 입자(분자, 이온, 라디칼) 및 응집체(결정, 유리 등)의 형성과 함께 원자의 결합으로 이어지는 일련의 상호 작용이라고 합니다. 이러한 상호 작용의 특성은 본질적으로 전기적이며 접근하는 원자에서 원자가 전자가 분포하는 동안 발생합니다.

원자가 허용원자가 다른 원자와 일정한 수의 결합을 형성하는 능력을 명명하십시오. 이온성 화합물에서 기증되거나 부착된 전자의 수는 원자가 값으로 간주됩니다. 공유 화합물에서는 공통 전자쌍의 수와 같습니다.

아래에 산화 상태는 조건부로 이해됩니다.모든 극성 공유 결합이 이온성인 경우 원자에 있을 수 있는 전하.

소통의 다양성이라고 한다고려되는 원자 사이의 공유 전자쌍의 수.

다양한 화학 분야에서 고려되는 결합은 두 가지 유형의 화학 결합으로 나눌 수 있습니다. , 그리고분자 사이에서 발생하는 것들(분자간).

기본 통신 특성

소통의 에너지로분자에 존재하는 모든 결합을 끊는 데 필요한 에너지라고 합니다. 또한 결합이 형성되는 동안 방출되는 에너지입니다.

통신 길이인력과 반발력이 균형을 이루는 분자에서 인접한 원자핵 사이의 거리를 나타냅니다.

원자의 화학 결합의 이 두 가지 특성은 강도의 척도입니다. 길이가 짧고 에너지가 클수록 결합이 더 강해집니다.

원자가 각도원자핵을 통해 결합 방향으로 지나가는 표시된 선 사이의 각도를 호출하는 것이 일반적입니다.

관계 설명 방법

가장 일반적인 것은 양자 역학에서 차용한 화학 결합을 설명하는 두 가지 접근 방식입니다.

분자 궤도법.그는 분자를 전자와 원자 핵의 집합체로 간주하며, 각 개별 전자는 다른 모든 전자와 핵의 작용장에서 움직입니다. 분자는 궤도 구조를 가지고 있으며 모든 전자는 이 궤도를 따라 분포합니다. 또한 이 방법을 MO LCAO라고 하며 이는 "molecular orbital - linear combination"의 약자입니다.

원자가 결합의 방법.두 개의 중심 분자 궤도 시스템으로 분자를 나타냅니다. 또한, 각각은 분자에서 인접한 두 원자 사이의 하나의 결합에 해당합니다. 이 방법은 다음 조항을 기반으로 합니다.

화학 결합의 형성은 두 개의 고려되는 원자 사이에 위치한 반대 스핀을 가진 한 쌍의 전자에 의해 수행됩니다. 형성된 전자쌍은 두 개의 원자에 동등하게 속합니다.
하나 또는 다른 원자에 의해 형성된 결합의 수는 바닥 및 여기 상태에서 짝을 이루지 않은 전자의 수와 같습니다.
전자 쌍이 결합 형성에 참여하지 않으면 고독한 쌍이라고합니다.

전기 음성도

구성 원자의 전기 음성도 값의 차이에 따라 물질의 화학 결합 유형을 결정할 수 있습니다. 아래에 전기 음성도결합의 분극으로 이어지는 공통 전자쌍(전자 구름)을 끌어내는 원자의 능력을 이해합니다.

화학 원소의 전기 음성도 값을 결정하는 다양한 방법이 있습니다. 그러나 가장 많이 사용되는 것은 L. Pauling이 1932년에 제안한 열역학 데이터를 기반으로 한 척도입니다.

원자의 전기 음성도의 차이가 클수록 이온성이 더 많이 나타납니다. 반대로 전기 음성도가 같거나 가까운 값은 결합의 공유 특성을 나타냅니다. 즉, 특정 분자에서 어떤 종류의 화학 결합이 관찰되는지 수학적으로 결정할 수 있습니다. 이렇게하려면 다음 공식으로 원자의 전기 음성도 차이인 ΔХ를 계산해야 합니다. ΔX = | X 1 -NS 2 |.

만약에 △X> 1.7,그런 다음 결합은 이온성입니다.
만약에 0.5≤ΔX≤1.7,공유 결합은 극성입니다.
만약에 ΔX = 0또는 그것에 가까우면 결합은 공유 비극성을 나타냅니다.

이온 결합

이온 결합은 이온 사이에 나타나는 결합 또는 원자 중 하나에 의해 공통 전자 쌍이 완전히 분리되어 나타나는 결합입니다. 물질에서 이러한 유형의 화학 결합은 정전기 인력에 의해 수행됩니다.

이온은 전자의 부착 또는 방출의 결과로 원자로부터 형성된 하전 입자입니다. 원자가 전자를 받아들이면 음전하를 띠고 음이온이 됩니다. 원자가 원자가 전자를 제공하면 양이온이라는 양전하를 띤 입자가됩니다.

그것은 전형적인 금속의 원자와 전형적인 비금속의 원자의 상호 작용에 의해 형성된 화합물의 특징입니다. 이 과정의 주요 부분은 안정적인 전자 구성을 얻으려는 원자의 욕구입니다. 그리고 이를 위해 일반적인 금속과 비금속은 1-2개의 전자만 주고 받으면 되는데, 이는 쉽게 합니다.

분자에서 이온성 화학 결합의 형성 메커니즘은 전통적으로 나트륨과 염소의 상호 작용의 예에서 고려됩니다. 알칼리 금속 원자는 할로겐 원자가 끌어당기는 전자를 쉽게 제공합니다. 결과는 정전기 인력에 의해 함께 유지되는 Na + 양이온과 Cl - 음이온입니다.

이상적인 이온 결합은 없습니다. 종종 이온이라고 불리는 그러한 화합물에서도 원자에서 원자로의 전자의 최종 전이는 일어나지 않습니다. 형성된 전자쌍은 여전히 일반적으로 사용됩니다. 따라서 공유 결합의 이온성 정도를 말합니다.

이온 결합은 서로 관련된 두 가지 주요 특성이 특징입니다.

무방향성, 즉 이온 주위의 전기장은 구의 모양을 가집니다.
불포화, 즉 모든 이온 주위에 위치할 수 있는 반대 전하를 띤 이온의 수는 크기에 따라 결정됩니다.

공유 화학 결합

비금속 원자의 전자 구름이 겹칠 때 형성되는 결합, 즉 공통 전자 쌍에 의해 수행되는 결합을 공유 결합이라고합니다. 공유 전자쌍의 수는 결합의 다중도를 결정합니다. 따라서 수소 원자는 단일 H ··· H 결합으로 연결되고 산소 원자는 이중 결합 O :: O를 형성합니다.

형성에는 두 가지 메커니즘이 있습니다.

교환 - 각 원자는 공통 쌍 형성을 위한 하나의 전자를 나타냅니다.
공여체-수용체 - 결합 형성을 위해 원자 중 하나(공여체)는 한 쌍의 전자를 제공하고 두 번째(수용체)는 A +: B = A: B 배치를 위한 자유 궤도를 제공합니다.

공유 화학 결합이 형성되는 동안 전자 구름을 겹치는 방법도 다릅니다.

직접. 구름 겹침 영역은 고려 중인 원자의 핵을 연결하는 가상의 직선 위에 있습니다. 이 경우 σ-결합이 형성됩니다. 이 경우 발생하는 화학 결합의 유형은 겹치는 전자 구름 유형에 따라 다릅니다: s-s, s-p, p-p, s-d 또는 p-d σ-결합. 입자(분자 또는 이온)에서 인접한 두 원자 사이에는 단 하나의 σ-결합만 가능합니다.
옆쪽. 원자핵을 연결하는 선의 양쪽에서 수행됩니다. 이것이 π-결합이 형성되는 방식이며, p-p, p-d, d-d와 같은 종류도 가능합니다. σ-결합과는 별도로 π-결합은 형성되지 않으며 다중(이중 및 삼중) 결합을 포함하는 분자에 있을 수 있습니다.

공유 결합 속성

화합물의 화학적 및 물리적 특성을 결정하는 것은 바로 이들입니다. 물질의 모든 화학 결합의 주요 특성은 방향성, 극성 및 분극성 및 포화도입니다.

집중하다연결은 물질의 분자 구조와 분자의 기하학적 모양의 특성 때문입니다. 그 본질은 공간의 특정 방향으로 전자 구름의 최상의 중첩이 가능하다는 것입니다. σ- 및 π-결합 형성의 변형은 이미 위에서 고려되었습니다.

아래에 포화분자에서 특정 수의 화학 결합을 형성하는 원자의 능력을 이해합니다. 각 원자의 공유 결합 수는 외부 궤도의 수에 의해 제한됩니다.

극성결합은 원자의 전기 음성도 값의 차이에 달려 있습니다. 원자핵 사이의 전자 분포의 균일성은 그것에 달려 있습니다. 이 특성에 대한 공유 결합은 극성 또는 비극성일 수 있습니다.

공통 전자 쌍이 각 원자에 동등하게 속하고 핵에서 동일한 거리에 위치하면 공유 결합은 비극성입니다.
공통 전자 쌍이 원자 중 하나의 핵으로 옮겨지면 공유 극성 화학 결합이 형성됩니다.

분극성다른 입자에 속하거나 동일한 분자의 인접 결합에 속하거나 전자기장의 외부 소스에서 올 수 있는 외부 전기장의 작용에 따른 결합 전자의 변위로 표현됩니다. 따라서 영향을받는 공유 결합은 극성을 변경할 수 있습니다.

오비탈의 혼성화는 화학 결합을 구현하는 동안 모양의 변화로 이해됩니다. 이것은 가장 효과적인 중첩을 달성하는 데 필요합니다. 혼성화에는 다음과 같은 유형이 있습니다.

특 3. 1개의 s와 3개의 p 오비탈은 동일한 모양의 4개의 "하이브리드" 오비탈을 형성합니다. 외부 적으로는 축 사이의 각도가 109 ° 인 사면체와 비슷합니다.
sp 2. 하나의 s-오비탈과 두 개의 p-오비탈은 축 사이의 각도가 120°인 평평한 삼각형을 형성합니다.
특. 하나의 s-오비탈과 하나의 p-오비탈은 축 사이의 각도가 180°인 두 개의 "하이브리드" 오비탈을 형성합니다.

금속 원자 구조의 특징은 반경이 다소 크고 외부 궤도에 적은 수의 전자가 존재한다는 것입니다. 결과적으로 이러한 화학 원소에서는 핵과 원자가 전자 사이의 결합이 상대적으로 약하고 쉽게 끊어집니다.

금속결합은 비편재화 된 전자의 도움으로 수행되는 금속의 원자-이온 간의 상호 작용이라고합니다.

금속 입자에서 원자가 전자는 외부 궤도를 쉽게 떠날 수 있을 뿐만 아니라 빈 자리를 차지할 수 있습니다. 따라서 다른 시간에 동일한 입자는 원자와 이온이 될 수 있습니다. 그들로부터 분리된 전자는 결정 격자의 체적 전체를 자유롭게 이동하고 화학 결합을 수행합니다.

이러한 유형의 결합은 이온 및 공유와 유사합니다. 이온 결합의 경우 금속 결합이 존재하기 위해서는 이온이 필요합니다. 그러나 첫 번째 경우에 정전기 상호 작용을 구현하기 위해 양이온과 음이온이 필요한 경우 두 번째 경우에는 음전하 입자의 역할이 전자에 의해 수행됩니다. 금속 결합을 공유 결합과 비교하면 둘 다 형성에 공통 전자가 필요합니다. 그러나 극성 화학 결합과 달리 두 원자 사이에 국한되지 않고 결정 격자의 모든 금속 입자에 속합니다.

거의 모든 금속의 특수 특성은 금속 결합으로 인한 것입니다.

가소성은 전자 가스에 의해 유지되는 결정 격자에서 원자 층의 변위 가능성으로 인해 존재합니다.
전자의 광선 반사로 인해 관찰되는 금속 광택 (분말 상태에서는 결정 격자가 없으므로 전자가 이동함);
하전 입자의 흐름에 의해 수행되는 전기 전도도, 이 경우 작은 전자는 큰 금속 이온 사이에서 자유롭게 이동합니다.
열전도율은 전자가 열을 전달하는 능력으로 인해 관찰됩니다.

이러한 유형의 화학 결합은 때때로 공유 상호 작용과 분자간 상호 작용 사이의 중간체라고 합니다. 수소 원자가 강한 전기음성 원소(예: 인, 산소, 염소, 질소) 중 하나와 결합하면 수소라는 추가 결합을 형성할 수 있습니다.

위에서 고려한 모든 유형의 결합보다 훨씬 약하지만(40kJ/mol을 초과하지 않는 에너지) 무시할 수 없습니다. 이것이 다이어그램에서 수소 화학 결합이 점선처럼 보이는 이유입니다.

동시 공여체-수용체 정전기 상호작용으로 인해 수소 결합의 형성이 가능하다. 전기 음성도 값의 큰 차이는 원자 O, N, F 및 기타 원자에 과도한 전자 밀도가 나타나고 수소 원자가 부족하게 됩니다. 그러한 원자 사이에 기존의 화학 결합이 없는 경우, 그것들이 충분히 가까울 때 인력이 활성화됩니다. 이 경우 양성자는 전자쌍의 수용체이고 두 번째 원자는 공여체입니다.

수소 결합은 인접한 분자(예: 물, 카르복실산, 알코올, 암모니아) 사이와 분자 내(예: 살리실산) 사이에서 발생할 수 있습니다.

물 분자 사이의 수소 결합의 존재는 물 분자의 여러 가지 고유한 물리적 특성을 설명합니다.

계산에 따라 열용량, 유전 상수, 끓는점 및 녹는점의 값은 분자의 연결성과 분자간 수소를 분해하기 위해 에너지를 소비해야 할 필요성으로 설명되는 실제 값보다 훨씬 작아야합니다. 채권.
다른 물질과 달리 물의 부피는 온도가 감소함에 따라 증가합니다. 이것은 분자가 얼음의 결정 구조에서 특정 위치를 차지하고 수소 결합의 길이만큼 서로 멀어지기 때문입니다.

이 결합은 그 특별한 구조와 특성이 단백질 분자의 존재에 의해 결정되기 때문에 살아있는 유기체에 특별한 역할을 합니다. 또한 DNA의 이중 나선을 구성하는 핵산도 수소 결합으로 연결되어 있습니다.

크리스탈 본드

압도적 인 대다수의 고체는 결정 격자를 가지고 있습니다. 즉, 그들을 형성하는 입자의 특별한 상호 배열입니다. 이 경우 3차원 주기성이 관찰되며 원자, 분자 또는 이온이 가상선으로 연결된 노드에 위치합니다. 이러한 입자의 특성과 이들 사이의 결합에 따라 모든 결정 구조는 원자, 분자, 이온 및 금속으로 나뉩니다.

이온 결정 격자의 사이트는 양이온과 음이온을 포함합니다. 더욱이, 그들 각각은 반대 전하만을 갖는 엄격하게 정의된 수의 이온으로 둘러싸여 있습니다. 대표적인 것이 염화나트륨(NaCl)이다. 그들은 분해하는 데 많은 에너지가 필요하기 때문에 높은 융점과 경도를 갖는 경향이 있습니다.

분자 결정 격자의 위치에는 공유 결합(예: I 2)에 의해 형성된 물질 분자가 있습니다. 그들은 약한 반 데르 발스 상호 작용에 의해 서로 연결되어 있으므로 이러한 구조는 쉽게 파괴됩니다. 이러한 화합물은 끓는점과 녹는점이 낮습니다.

원자 결정 격자는 원자가 값이 높은 화학 원소의 원자에 의해 형성됩니다. 그들은 강한 공유 결합으로 결합되어 있습니다. 즉, 물질은 높은 끓는점, 녹는점 및 큰 경도로 구별됩니다. 예를 들어 다이아몬드가 있습니다.

따라서 화학 물질에 존재하는 모든 유형의 결합에는 분자 및 물질의 입자 상호 작용의 미묘함을 설명하는 고유 한 특성이 있습니다. 연결 속성은 연결 속성에 따라 다릅니다. 그들은 환경에서 발생하는 모든 프로세스를 결정합니다.

공유 화학 결합, 그 종류 및 형성 메커니즘. 공유 결합의 특성화(극성 및 결합 에너지). 이온 결합. 금속 본드. 수소 결합

화학 결합의 교리는 모든 이론 화학의 기초입니다.

화학 결합은 분자, 이온, 라디칼, 결정으로 결합하는 원자의 상호 작용으로 이해됩니다.

화학 결합에는 이온, 공유, 금속 및 수소의 네 가지 유형이 있습니다.

화학 결합을 유형으로 나누는 것은 모두 특정 단일성을 특징으로하기 때문에 조건부입니다.

이온 결합은 공유 극성 결합의 제한적인 경우로 간주될 수 있습니다.

금속 결합은 공유 전자의 도움으로 원자의 공유 상호 작용과 이러한 전자와 금속 이온 사이의 정전기적 인력을 결합합니다.

물질에는 종종 화학 결합(또는 순수 화학 결합)의 제한적인 경우가 없습니다.

예를 들어, 불화리튬$LiF$을 이온성 화합물이라고 한다. 사실, 그 결합은 $ 80% $ 이온이고 $ 20% $ 공유입니다. 따라서 화학 결합의 극성(이온성) 정도에 대해 말하는 것이 더 정확합니다.

일련의 할로겐화 수소 $ HF - HCl - HBr - HI - H - H - H - 할로겐과 수소 원자의 전기 음성도 값의 차이가 감소하고 수소 상태에서 결합이 거의되기 때문에 결합 극성의 정도가 감소합니다 비극성 $ (EO (H) = 2.1; EO (At) = 2.2) $.

동일한 물질에 다양한 유형의 결합이 포함될 수 있습니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

염기에서: 하이드록실 그룹의 산소와 수소 원자 사이의 결합은 극성 공유이고 금속과 하이드록실 그룹 사이의 결합은 이온성입니다.
산소 함유 산의 염: 비금속 원자와 산 잔기의 산소 사이 - 공유 극성, 금속과 산 잔기 사이 - 이온성;
암모늄, 메틸암모늄 염 등: 질소와 수소 원자 사이 - 공유 극성, 암모늄 또는 메틸암모늄 이온과 산성 잔기 사이 - 이온성;
금속 과산화물 (예 : $ Na_2O_2 $)에서 산소 원자 사이의 결합은 공유 비극성이며 금속과 산소 사이의 결합은 이온성 등입니다.

서로 다른 유형의 링크가 서로 연결될 수 있습니다.

- 물에서 공유 화합물이 전기 분해되는 동안 공유 극성 결합은 이온 결합으로 변환됩니다.

- 금속이 증발하면 금속 결합이 공유 비극성 등으로 변합니다.

모든 유형과 유형의 화학 결합이 통일된 이유는 동일한 화학적 성질인 전자-핵 상호 작용 때문입니다. 어떤 경우에도 화학 결합의 형성은 에너지 방출과 함께 원자의 전자-핵 상호 작용의 결과입니다.

공유 결합의 형성 방법. 공유 결합 특성: 결합 길이 및 에너지

공유 화학 결합은 공통 전자 쌍의 형성으로 인해 원자 사이에 발생하는 결합입니다.

이러한 결합의 형성 메커니즘은 교환 및 기증자-수용자일 수 있습니다.

NS. 교환 메커니즘원자가 짝을 이루지 않은 전자를 결합하여 공통 전자쌍을 형성할 때 작용합니다.

1) $ H_2 $ - 수소:

결합은 $ s $ -수소 원자의 전자($ s $ -궤도의 겹침)에 의한 공통 전자 쌍의 형성으로 인해 발생합니다.

2) $ HCl $ - 염화수소:

연결은 $ s- $ 및 $ p- $ 전자(중첩 $ s-p- $ 궤도)에서 공통 전자 쌍의 형성으로 인해 발생합니다.

3) $ Cl_2 $ : 염소 분자에서 짝을 이루지 않은 $ p- $ 전자로 인해 공유 결합이 형성됩니다 ($ p- $ 궤도의 겹침) :

4) $ N_2 $: 질소 분자에서 세 개의 공통 전자 쌍이 원자 사이에 형성됩니다.

Ⅱ. 기증자-수용자 메커니즘암모늄 이온 $NH_4 ^ + $의 예를 사용하여 공유 결합의 형성을 고려합시다.

도너에는 전자 쌍이 있고 억셉터에는 이 쌍이 차지할 수 있는 자유 궤도가 있습니다. 암모늄 이온에서 수소 원자와의 4개 결합은 모두 공유 결합입니다. 3개는 교환 메커니즘에 의해 질소 원자와 수소 원자에 의해 공통 전자 쌍이 생성되어 형성되고, 하나는 도너-수용체 메커니즘에 의해 형성됩니다.

공유 결합은 전자 궤도가 겹치는 방식과 결합된 원자 중 하나로 변위되는 방식으로 분류할 수 있습니다.

결합선을 따라 전자 궤도의 중첩 결과로 형성된 화학 결합을 $ σ $ -링크(시그마 링크)... 시그마 링크는 매우 강력합니다.

$ p- $ 궤도는 두 영역에서 겹칠 수 있으며 측면 겹침으로 인해 공유 결합을 형성합니다.

통신 라인 외부의 전자 궤도의 "측면" 중첩 결과로 형성된 화학 결합, 즉 두 영역에서 $ π $ -링크(파이 결합).

에 의해 편향의 정도공통 전자쌍이 그들에 의해 연결된 원자 중 하나에 연결되면 공유 결합은 다음과 같습니다. 극선그리고 비극성.

전기 음성도가 같은 원자 사이에 형성되는 공유 화학 결합을 비극성.전자쌍은 어떤 원자로도 옮겨지지 않는다. 원자는 동일한 EO를 가지고 있습니다. 다른 원자에서 원자가 전자를 끌어내는 특성입니다. 예를 들어:

저것들. 공유 비극성 결합을 통해 단순한 비금속 물질의 분자가 형성됩니다. 전기 음성도가 다른 원소의 원자 사이의 공유 화학 결합을 극선.

공유 결합 길이와 에너지.

특성 공유 결합 속성- 길이와 에너지. 링크 길이원자핵 사이의 거리입니다. 길이가 짧을수록 화학 결합이 더 강합니다. 그러나 결합 강도의 척도는 결합 에너지, 결합을 끊는 데 필요한 에너지의 양에 의해 결정됩니다. 일반적으로 kJ/mol로 측정됩니다. 따라서 실험 데이터에 따르면 $H_2, Cl_2$ 및 $N_2$ 분자의 결합 길이는 각각 $ 0.074, 0.198 $ 및 $ 0.109 $ nm이고 결합 에너지는 $ 436, 242 $, $ 946 $ kJ / mol, 각각.

요나. 이온 결합

I족의 금속 원자와 VII족의 비금속 원자라는 두 개의 원자가 "만난다"고 상상해 봅시다. 금속 원자는 외부 에너지 준위에서 단일 전자를 가지며, 비금속 원자는 외부 준위가 완전하기 위해 단 하나의 전자가 부족합니다.

첫 번째 원자는 쉽게 두 번째 원자에 전자를 주는데, 이는 핵에서 멀리 떨어져 있고 약하게 결합되어 있으며, 두 번째 원자는 외부 전자 수준에서 자유 공간을 제공합니다.

그런 다음 음전하 중 하나를 빼앗긴 원자는 양전하를 띤 입자가되고 두 번째는받은 전자로 인해 음전하를 띤 입자로 바뀝니다. 이러한 입자를 이온.

이온 사이에서 일어나는 화학 결합을 이온이라고 합니다.

잘 알려진 염화나트륨 화합물(식염)의 예를 사용하여 이 결합의 형성을 고려해 보겠습니다.

원자를 이온으로 변환하는 과정은 다이어그램에 나와 있습니다.

이러한 원자의 이온 변환은 전형적인 금속과 전형적인 비금속의 원자가 상호 작용할 때 항상 발생합니다.

예를 들어 칼슘과 염소 원자 사이의 이온 결합 형성을 기록할 때 추론 알고리즘(순서)을 고려하십시오.

원자 또는 분자의 수를 나타내는 숫자를 계수, 분자를 구성하는 원자 또는 이온의 수를 나타내는 숫자를 지수.

금속 결합

금속 원소의 원자가 서로 어떻게 상호 작용하는지 알아 봅시다. 금속은 일반적으로 고립된 원자로 존재하지 않고 덩어리, 주괴 또는 금속 제품의 형태로 존재합니다. 금속 원자를 단일 부피로 유지하는 것은 무엇입니까?

외부 수준의 대부분의 금속 원자에는 $ 1, 2, 3 $와 같은 소수의 전자가 포함되어 있습니다. 이 전자는 쉽게 끊어지고 원자는 양이온으로 변환됩니다. 분리된 전자는 한 이온에서 다른 이온으로 이동하여 하나의 전체로 결합합니다. 이 전자는 이온과 결합하여 일시적으로 원자를 형성한 다음 다시 분리되어 다른 이온과 결합하는 식입니다. 결과적으로 금속의 대부분에서 원자는 연속적으로 이온으로 변환되고 그 반대의 경우도 마찬가지입니다.

공유 전자에 의한 이온 간의 금속 결합을 금속성이라고 합니다.

그림은 나트륨 금속 조각의 구조를 개략적으로 보여줍니다.

이 경우 소수의 공유 전자가 많은 수의 이온과 원자를 결합합니다.

금속 결합은 외부 전자의 공유를 기반으로 하기 때문에 공유 결합과 약간 유사합니다. 그러나 공유 결합의 경우 두 개의 인접한 원자의 외부 짝을 이루지 않은 전자가 사회화되는 반면 금속 결합의 경우 모든 원자가 이러한 전자의 사회화에 참여합니다. 이것이 공유 결합이 있는 결정이 깨지기 쉬운 반면 금속 결합이 있는 결정은 일반적으로 연성, 전기 전도성 및 금속 광택을 갖는 이유입니다.

금속 결합은 순수한 금속과 다양한 금속의 혼합물(고체 및 액체 상태의 합금)에 모두 특징적입니다.

수소 결합

한 분자(또는 그 일부)의 양으로 극성화된 수소 원자와 고독한 전자쌍($ F, O, N $ 및 덜 자주 $ S $ 및 $ Cl $)을 갖는 강한 전기음성도 원소의 음 극성 원자 사이의 화학 결합, 다른 분자(또는 그 부분)를 수소라고 합니다.

수소 결합의 메커니즘은 부분적으로는 정전기적이며 부분적으로는 공여체-수용체입니다.

분자간 수소 결합의 예:

이러한 결합이 있는 경우 저분자 물질도 정상적인 조건에서 액체(알코올, 물) 또는 쉽게 액화되는 기체(암모니아, 불화수소)가 될 수 있습니다.

수소 결합을 가진 물질은 분자 결정 격자를 가지고 있습니다.

분자 및 비 분자 구조의 물질. 결정 격자 유형. 구성 및 구조에 대한 물질의 특성 의존성

물질의 분자 및 비분자 구조

화학적 상호작용을 하는 것은 개별 원자나 분자가 아니라 물질입니다. 주어진 조건에서 물질은 고체, 액체 또는 기체의 세 가지 응집 상태 중 하나에 있을 수 있습니다. 물질의 특성은 또한 그것을 형성하는 입자(분자, 원자 또는 이온) 사이의 화학 결합의 특성에 따라 달라집니다. 결합 유형에 따라 분자 및 비 분자 구조의 물질이 구별됩니다.

분자로 구성된 물질을 분자 물질... 이러한 물질의 분자 사이의 결합은 분자 내부의 원자 사이보다 훨씬 약하고 상대적으로 낮은 온도에서도 끊어집니다. 물질은 액체로 변한 다음 기체로 변합니다(요오드 승화). 분자로 구성된 물질의 녹는점과 끓는점은 분자량이 증가함에 따라 증가합니다.

분자 물질에는 원자 구조를 갖는 물질($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $)이 포함되며, 그 중에는 금속과 비금속이 있습니다.

알칼리 금속의 물리적 특성을 고려하십시오. 원자 간의 결합 강도가 상대적으로 낮으면 기계적 강도가 낮아집니다. 알칼리 금속은 부드럽고 칼로 쉽게 절단됩니다.

원자의 크기가 크면 알칼리 금속의 밀도가 낮아집니다. 리튬, 나트륨 및 칼륨은 물보다 훨씬 가볍습니다. 알칼리 금속 그룹에서 끓는점과 녹는점은 원소의 서수가 증가함에 따라 감소합니다. 원자의 크기가 커지고 결합이 약해집니다.

물질에 비분자구조에는 이온성 화합물이 포함됩니다. 비금속을 포함하는 대부분의 금속 화합물은 모든 염($ NaCl, K_2SO_4 $), 일부 수소화물($ LiH $) 및 산화물($ CaO, MgO, FeO $), 염기($ NaOH, KOH $)와 같은 구조를 갖습니다. 이온성(비분자) 물질은 녹는점과 끓는점이 높습니다.

결정 격자

아시다시피 물질은 기체, 액체 및 고체의 세 가지 응집 상태로 존재할 수 있습니다.

고체: 무정형 및 결정질.

화학 결합의 특성이 고체의 특성에 어떤 영향을 미치는지 살펴보겠습니다. 고체는 다음과 같이 나뉩니다. 수정 같은그리고 무정형.

무정형 물질은 녹는점이 명확하지 않습니다. 가열하면 점차 부드러워지고 유체 상태로 변합니다. 예를 들어, 무정형 상태에서는 플라스틱 및 다양한 수지가 있습니다.

결정질 물질은 공간의 엄격하게 정의된 지점에서 원자, 분자 및 이온과 같이 구성되는 입자의 올바른 배열이 특징입니다. 이 점들이 직선으로 연결되면 결정격자(crystal lattice)라고 하는 공간적 골격이 형성된다. 결정 입자가 위치한 점을 격자점이라고 합니다.

결정 격자 위치에 위치한 입자의 유형과 이들 사이의 결합 특성에 따라 4가지 유형의 결정 격자가 구별됩니다. 이온, 원자, 분자그리고 금속.

이온 결정 격자.

이온이온이있는 노드에서 결정 격자라고합니다. 그들은 단순 이온 $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $ 및 복합 이온 $ SO_4 ^ (2-), OH ^ - $와 결합 될 수있는 이온 결합이있는 물질로 형성됩니다. 결과적으로, 금속의 염, 일부 산화물 및 수산화물은 이온성 결정 격자를 갖는다. 예를 들어, 염화나트륨 결정은 양의 $ Na ^ + $와 음의 $ Cl ^ - $ 이온이 교대로 구성되어 입방체 모양의 격자를 형성합니다. 이러한 결정에서 이온 간의 결합은 매우 안정적입니다. 따라서 이온 격자가있는 물질은 상대적으로 높은 경도와 강도로 구별되며 내화성 및 비 휘발성입니다.

원자 결정 격자.

원자개별 원자가있는 노드에서 결정 격자라고합니다. 이러한 격자에서 원자는 매우 강한 공유 결합으로 서로 연결되어 있습니다. 이러한 유형의 결정 격자를 가진 물질의 예로는 탄소의 동소 변형 중 하나인 다이아몬드가 있습니다.

원자 결정 격자가있는 대부분의 물질은 융점이 매우 높으며 (예 : 다이아몬드의 경우 $ 3500 ° C $보다 높음) 강하고 단단하며 거의 녹지 않습니다.

분자 결정 격자.

분자분자가 위치한 노드에서 결정 격자라고합니다. 이 분자의 화학 결합은 극성($ HCl, H_2O $) 및 비극성($ N_2, O_2 $)일 수 있습니다. 분자 내부의 원자는 매우 강한 공유 결합으로 묶여 있음에도 불구하고 분자 사이에 약한 분자간 인력이 작용합니다. 따라서 분자 결정 격자를 갖는 물질은 경도가 낮고 융점이 낮으며 휘발성입니다. 대부분의 고체 유기 화합물은 분자 결정 격자(나프탈렌, 포도당, 설탕)를 가지고 있습니다.

금속 결정 격자.

금속 결합을 가진 물질은 금속 결정 격자를 가지고 있습니다. 그러한 격자의 위치에는 원자와 이온(금속 원자가 쉽게 변형되어 "일반적인 사용을 위해" 외부 전자를 제공하는 원자 또는 이온)이 있습니다. 금속의 이 내부 구조는 가단성, 가소성, 전기 및 열 전도성, 특징적인 금속 광택과 같은 물리적 특성을 결정합니다.

모든 화합물은 화학 결합의 형성을 통해 형성됩니다. 그리고 연결 입자의 유형에 따라 여러 유형이 구별됩니다. 가장 기본적인- 공유 극성, 공유 비극성, 금속성 및 이온성입니다. 오늘은 이온에 대해 알아보겠습니다.

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이온이란 무엇인가

그것은 두 원자 사이에 형성됩니다 - 원칙적으로 그들 사이의 전기 음성도의 차이가 매우 크다면. 원자와 이온의 전기 음성도는 폴링 척도를 사용하여 평가됩니다.

따라서 화합물의 특성을 올바르게 고려하기 위해 이온성 개념이 도입되었습니다. 이 특성을 통해 특정 결합이 이온성인 비율을 결정할 수 있습니다.

가장 높은 이온도를 갖는 화합물은 약 97%인 불화세슘입니다. 이온 결합이 특징적표 D.I.의 첫 번째 그룹과 두 번째 그룹에 위치한 금속 원자로 형성된 물질의 경우 멘델레예프와 같은 표의 여섯 번째 그룹과 일곱 번째 그룹에 있는 비금속 원자.

메모!관계가 독점적으로 이온성 인 화합물은 없다는 점은 주목할 가치가 있습니다. 현재 발견된 원소의 경우 100% 이온성 화합물을 얻기 위한 전기음성도의 큰 차이를 달성하는 것은 불가능합니다. 따라서 부분 이온 상호 작용을 갖는 화합물이 실제로 고려되기 때문에 이온 결합의 정의가 완전히 정확하지는 않습니다.

실제로 그러한 현상이 존재하지 않는다면 왜 그들은이 용어를 도입 했습니까? 사실 이 접근 방식은 염분, 산화물 및 기타 물질의 특성에서 많은 뉘앙스를 설명하는 데 도움이 되었습니다. 예를 들어 물에 잘 녹는 이유와 솔루션은 전류를 전도할 수 있습니다.... 다른 관점에서는 설명할 수 없습니다.

형성 메커니즘

이온 결합의 형성은 두 가지 조건이 충족되어야만 가능합니다. 반응에 참여하는 금속 원자가 마지막 에너지 준위에 있는 전자를 쉽게 제공할 수 있고 비금속 원자가 이러한 전자를 받아들일 수 있는 경우입니다. 금속 원자는 본질적으로 환원제입니다. 전자 기증.

이것은 금속의 마지막 에너지 준위에서 1-3개의 전자가 있을 수 있고 입자 자체의 반경이 상당히 크다는 사실 때문입니다. 따라서 마지막 수준에서 핵과 전자의 상호 작용력이 너무 작아서 쉽게 떠날 수 있습니다. 비금속의 경우 상황이 완전히 다릅니다. 그들은 가지고있다 작은 반경, 그리고 마지막 레벨에서 자신의 전자의 수는 3에서 7이 될 수 있습니다.

그리고 그들과 양의 핵 사이의 상호 작용은 충분히 강하지만 모든 원자는 에너지 준위를 완성하려고 노력하므로 비금속의 원자는 누락 된 전자를 얻으려고 노력합니다.

그리고 금속과 비금속의 두 원자가 만나면 전자가 금속 원자에서 비금속 원자로 이동하여 화학적 상호작용이 일어난다.

연결 다이어그램

그림은 이온 결합의 형성이 어떻게 수행되는지 명확하게 보여줍니다. 처음에는 중성으로 하전된 나트륨과 염소 원자가 있습니다.

첫 번째는 마지막 에너지 준위에서 하나의 전자를 갖고 두 번째는 7개입니다. 다음으로 나트륨에서 염소로의 전자 전이와 두 개의 이온 형성. 서로 결합하여 물질을 형성합니다. 이온이란 무엇입니까? 이온은 전하를 띤 입자로 양성자의 수는 전자의 수와 같지 않다.

공유형과의 차이점

이온 결합은 특이성으로 인해 방향이 없습니다. 이것은 이온의 전기장이 구인 반면, 동일한 법칙에 따라 한 방향으로 균일하게 감소하거나 증가하기 때문입니다.

전자 구름이 겹쳐서 형성되는 공유 결합과는 다릅니다.

두 번째 차이점은 공유 결합이 포화... 무슨 뜻이에요? 상호 작용에 참여할 수 있는 전자 클라우드의 수는 제한되어 있습니다.

그리고 이온 장에서는 전기장이 구형이기 때문에 무제한의 이온과 결합 할 수 있습니다. 이것은 포화 상태가 아니라고 말할 수 있음을 의미합니다.

또한 몇 가지 더 많은 속성으로 특징지을 수 있습니다.

결합 에너지는 정량적 특성이며 그것을 깨는 데 소비해야 하는 에너지의 양에 따라 다릅니다. 두 가지 기준에 따라 다릅니다. 결합 길이와 이온 전하그녀의 교육에 참여합니다. 결합은 더 강할수록 길이가 짧고 결합을 형성하는 이온의 전하가 커집니다.
길이 - 이 기준은 이전 단락에서 이미 언급되었습니다. 이는 화합물 형성에 관여하는 입자의 반경에만 의존합니다. 원자의 반지름은 다음과 같이 변경됩니다. 일련 번호가 증가함에 따라 기간이 지남에 따라 감소하고 그룹에서 증가합니다.

이온 결합을 가진 물질

그것은 상당한 수의 화합물의 특징입니다. 이것은 잘 알려진 식탁용 소금을 포함한 모든 소금의 대부분입니다. 직접적인 연결이 있는 모든 연결에서 발견됩니다. 금속과 비금속의 접촉... 다음은 이온 결합 물질의 몇 가지 예입니다.

염화나트륨과 염화칼륨,
불화세슘,
산화마그네슘.

복잡한 연결에서도 나타날 수 있습니다.

예를 들어, 황산마그네슘.

이온 및 공유 결합을 가진 물질의 공식은 다음과 같습니다.

이온 결합은 산소와 마그네슘 이온 사이에 형성되지만 황은 공유 극성을 사용하여 이미 서로 연결되어 있습니다.

이로부터 이온 결합은 복잡한 화합물의 특징이라는 결론을 내릴 수 있습니다.

화학에서 이온 결합이란 무엇입니까?

화학 결합의 유형 - 이온, 공유, 금속

산출

속성은 장치에 직접적으로 의존합니다. 결정 격자... 따라서 이온 결합을 가진 모든 화합물은 물 및 기타 극성 용매에 쉽게 용해되고 전도성이며 유전체입니다. 동시에, 그들은 다소 내화성이고 깨지기 쉽습니다. 이러한 물질의 특성은 종종 전기 장치 설계에 사용됩니다.